Enlace químico I: conceptos básicos

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1 Enlace químico I: conceptos básicos
Unidad 3 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Química, R. Chang, Séptima Edición.

2 Electrones de valencia son los electrones más
externos de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico. Grupo # de e- valencia Configuración e- 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5 9.1

3 Símbolos de puntos de Lewis
9.1

4 El enlace iónico - - - Li+ F Li + F 1s22s1 1s22s22p5 [He] 1s2
[Ne] Li Li+ + e- e- + F - F - Li+ + Li+ 9.2

5 Energía reticular de los compuestos iónicos
Energía reticular (E) es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso. Q+ es la carga sobre el catión E = k Q+Q- r Q- es la carga sobre el anión r es la distancia entre los iones Comp. Energía reticular La energía reticular (E) se incrementa cuando Q incrementa y/o cuando r disminuye. MgF2 MgO 2957 3938 Q= +2,-1 Q= +2,-2 LiF LiCl 1036 853 r F < r Cl 9.3

6 Ciclo de Born-Haber para determinar la energía reticular
global DHglobal = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 o 9.3

7 ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
Un enlace covalente es un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F estructura de Lewis de F2 pares libres F Enlace covalente sencillo enlace covalente sencillo F 9.4

8 enlace covalente sencillo
Estructura de Lewis del agua enlace covalente sencillo 2e- 8e- 2e- H + O + H O H o enlace doble – dos átomos comparten dos pares de electrones 8e- 8e- 8e- dobles enlaces O C o O C dobles enlaces enlace triple – dos átomos comparten tres pares de electrones enlace triple 8e- N 8e- o N triple enlace 9.4

9 Longitudes de enlaces covalentes
Tipo de enlace Longitud de enlace (pm) C-C 154 CC 133 CC 120 C-N 143 CN 138 CN 116 Longitud de enlace enlace triple < enlace doble < enlace sencillo 9.4

10 Comparación de algunas propiedades generales de un compuesto iónico
y un compuestos covalente Propiedad NaCl CCl4 Apariencia Sólido blanco Líquido incoloro Punto de fusión (°C) Calor molar de fusión* (kJ/mol) Punto de ebullición (°C) Calor molar de vaporización* (kJ/mol) Densidad (g/cm3) Solubilidad en agua Alta Muy baja Conductividad eléctrica Sólido Pobre Pobre Líquido Buena Pobre * El calor molar de fusión y el calor molar de vaporización son las cantidades de calor requeridas para fundir 1 mol de un sólido y evaporar un mol de líquido, respectivamente. 9.4

11 Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con una gran densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos H F región rica en electrones región pobre en electrones pobre en e- rica en e- F H d+ d- 9.5

12 Afinidad electrónica – es medible, Cl es mayor
Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Afinidad electrónica – es medible, Cl es mayor X (g) + e X-(g) Electronegatividad – es relativa, F es mayor 9.5

13 Electronegatividades de elementos comunes
9.5 Electronegatividades de elementos comunes Aumenta la electronegatividad

14 Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividades
Tipo de enlace Covalente  2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar Incremento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparten e- Covalente polar transferencia parcial de e- Iónico transferencia de e- 9.5

15 Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes
polares o covalentes puros: a) el enlace en CsCl; b) el enlace en H2S; y c) el enlace en H2NNH2. Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente 9.5

16 Escritura de las estructuras de Lewis
Escriba la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí. El átomo menos electronegativo ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor suelen ocupar las posiciones terminales en las estructuras de Lewis. Cuente el número total de electrones de valencia presentes. En los aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas. En los cationes poliatómicos se resta el número de cargas positivas del total. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central (la capa de valencia del átomo de hidrógeno se completa con sólo dos electrones). Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando los pares libres de estos últimos. 9.6

17 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). Paso 1 – N es menos electronegativo que F, coloque N en el centro Paso 2 – Cuente los e- de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia Paso 3 – Dibuje un enlace sencillo entre el N y cada F y se completan los octetos para los átomos de N y F. Paso 4 - Para confirmar, ¿el # de e- en la estructura es igual al # de e- de valencia? 3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de valencia F N 9.6

18 4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Escriba la estructura de Lewis para el ion carbonato (CO32-). Paso 1 – C es menos electronegativo que O, coloque C en el centro Paso 2 – Cuente los e- de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 6 (2s22p4) -2 cargas – 2e- 4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia Paso 3 – Dibuje un enlace sencillo entre los átomos de C y O complete los octetos para los átomos de C y O. Paso 4 – ¿El # de e- en la estructura es igual al # de e- de valencia? 3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de valencia Paso 5 - Demasiados e-, forme un doble enlace y revise el # de e- 2 enlaces sencilos (2x2) 1 enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 Total = 24 = 4 O C 9.6

19 ( ) - - Existen dos posibles estructuras para el formaldehido (CH2O) H
La carga formal es la diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. carga formal de un átomo en una estructura de Lewis = número total de electrones de valencia en el átomo libre 1 2 número total de electrones de enlace ( ) - - número total de electrones no enlazados La suma de las cargas formales en las moléculas neutras debe ser cero y en los cationes (o aniones) debe ser igual a la carga positiva (o negativa). 9.7

20 ( ) - -1 +1 H C O = 1 2 = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 = 6 - 2 - ½ x 6 = +1
C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 enlaces sencillos (2x2) 1 enlace doble = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 = 4 H C O carga formal de un átomo en una estructura de Lewis = número total de electrones de valencia en el átomo libre - número total de electrones no enlazados 1 2 número total de electrones de enlace ( ) carga formal sobre C = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 carga formal sobre O = 6 - 2 - ½ x 6 = +1 9.7

21 ( ) - H C O = 1 2 = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 C – 4 e-
H C O C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 enlaces sencillos (2x2) 1 enlace doble = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 = 4 carga formal de un átomo en una estructura de Lewis = número total de electrones de valencia en el átomo libre - número total de electrones no enlazados 1 2 número total de electrones de enlace ( ) carga formal sobre C = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 carga formal sobre O = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 9.7

22 Carga formal y estructura de Lewis
Para moléculas neutras, es preferible la estructura de Lewis que no tenga cargas formales en vez de aquella en la que haya cargas formales. Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes (+2, +3 y/o –2, -3 ó más) son menos probables que las que tienen cargas formales pequeñas. Cuando existen varias estructuras de Lewis con la misma distribución de cargas formales, la estructura más razonable es la que lleve las cargas formales negativas en los átomos más electronegativos. Dibuje la estructura de Lewis más probable para CH2O H C O -1 +1 H C O 9.7

23 Dibuje las estructuras de resonancia para el ión carbonato (CO32-)
Una estructura de resonancia es una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis. O + - O + - Dibuje las estructuras de resonancia para el ión carbonato (CO32-) O C - O C - O C - 9.8

24 Excepciones a la regla del octeto
El octeto incompleto Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be B – 3e- 3F – 3x7e- 24e- 3 enlaces sencillos (3x2) = 6 9 pares libres (9x2) = 18 Total = 24 F B BF3 9.9

25 Excepciones a la regla del octeto
Moléculas con número impar de electrones N – 5e- O – 6e- 11e- NO N O El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2) S F S – 6e- 6F – 42e- 48e- 6 enlaces sencillos (6x2) = 12 18 pares libres (18x2) = 36 Total = 48 SF6 9.9

26 Enlace sencillo < Enlace doble < Enlace triple
La energía de enlace es el cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas Energía de enlace H2 (g) H (g) + DH0 = kJ Cl2 (g) Cl (g) + DH0 = kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) DH0 = kJ O2 (g) O (g) + DH0 = kJ O N2 (g) N (g) + DH0 = kJ N Energías de enlace Enlace sencillo < Enlace doble < Enlace triple 9.10

27 Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas
H2O (g) H (g) + OH (g) DH0 = 502 kJ OH (g) H (g) + O (g) DH0 = 427 kJ E de enlace promedio OH = 2 = 464 kJ Algunas energías de enlace de moléculas diatómicas* y energías de enlace promedio para enlaces en moléculas poliatómicas Energía de enlace Energía de enlace Enlace (kJ/mol) Enlace (kJ/mol) * Las energías de enlace para moléculas diatómicas (en color) tienen más cifras significativas que las energías de enlace de las moléculas poliatómicas. Esto se debe a que para moléculas diatómicas, las energías de enlace son cantidades medibles directamente y no promediadas de muchos compuestos. † La energía de enlace para el CO2 es 779 kJ/mol. 9.10

28 Moléculas de los productos Moléculas de los reactivos
Energía de enlace (BE) y cambios de entalpía en reacciones Dado que la ruptura de enlaces químicos siempre demanda energía, en tanto que para formarlos siempre se libera energía, la entalpía de una reacción se puede estimar al contar el número de enlaces que se rompen y se forman en la reacción. DH0 = energía total proporcionada – energía total liberada = SBE(reactivos) – SBE(productos) Átomos Moléculas de los productos Moléculas de los reactivos –SBE (productos) –SBE (reactivos) Entalpía 9.10

29 Determine la entalpía de la reacción: H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)
DH0 = SBE(reactivos) – SBE(productos) Tipo de enlaces que se rompen Número de enlaces que se rompen Energía de enlace (kJ/mol) Cambio de energía (kJ) H 1 436.4 F 1 156.9 Tipo de enlaces formados Número de enlaces formados Energía de enlace (kJ/mol) Cambio de energía (kJ) H F 2 568.2 1136.4 DH0 = – 2 x = kJ 9.10